Lewis Sembolleri İyonik Bağ Metalik Bağ Kovalent Bağ Oktet Kuralının İstisnaları Kovalent Bağlı Moleküllerin Özellikleri Kovalent Bağın Bazı
|
|
- Özgür Gökbakar
- 6 yıl önce
- İzleme sayısı:
Transkript
1 Lewis Sembolleri İyonik Bağ Metalik Bağ Kovalent Bağ Oktet Kuralının İstisnaları Kovalent Bağlı Moleküllerin Özellikleri Kovalent Bağın Bazı Özellikleri Molekül Şekilleri Rezonans Bağ Kuvveti(Enerjisi) ve Bağ Uzunluğu Formal Yük ve Yükseltgenme Sayısı Valans Bağ Teorisi Hibridleşme(Melez Orbitaller) Moleküler Orbital Teorisi Moleküller Arası Etkileşimler
2 İki atom arasında bir molekül oluşturmak üzere, etkileşme, kimyasal bağ olarak tanımlanır. Bir kimyasal bağ, atomları veya atom gruplarını belli bir uzaklıkta ve bir arada tutmaya yetecek kuvvettir. Kimyasal bağlanma sonucu, atomlardan oluşan moleküller arasında da moleküller arası bağlanma kuvvetleri ortaya çıkar. Atomların veya atom grupları arasındaki etkileşme, bunları ayırmak için en az 42 kj/mol büyüklüğünde bir enerji gerektiriyorsa, bir kimyasal bağ oluşur. Moleküller arası etkileşme daha düşüktür.
3 Lewis Sembolleri Atomlar, bağ oluşturmak üzere bir araya geldikleri zaman, çekirdeklerine en uzakta bulunan elektronlar etkileşir. Dolayısıyla bağlanma için bir atomun en dış tabakasının elektronları önemlidir; bu tabakaya değerlik (valans) tabakası ve bu tabakanın elektronlarına değerlik (valans) elektronlar denir. A grubu elementlerinin değerlik elektronları sayısı, periyodik tablodaki grup numarasına eşittir. Lewis sembolleri (yapıları), atomları göstermek için kullanılır ve sadece değerlik elektronları belirtilir. Amerikalı bilim adamı, G.N.LEWİS tarafından bulunan ve onun adı verilen bu sembollerde her elektron bir nokta ile belirtildiğinden elektron nokta sembolleri olarak da bilinir. Bir elementin Lewis sembolü, elementin simgesi etrafında değerlik elektronu kadar nokta koyarak veya çoğunlukta bir çift elektron yerine bir çizgi çizerek ve tek elektron yerine bir nokta koyarak yazılır. A grubu elementlerinin bazılarının Lewis sembolleri Şekil 4.1.' de verilmiştir.
4 Lewis Sembolleri Lewis formülleri, atomlarda olduğu gibi moleküller içinde elektron-nokta formülleri veya değerlik bağı formülleri olarak bilinir. Basit moleküllerin ve iyonların Lewis yapılarının yazılması için aşağıdaki genel yolun izlenmesi gerekir. Şekil 4.1. Periyodik tablodaki bazı elementlerinin Lewis sembolleri
5 Lewis Sembolleri 1- Molekül veya iyon için atomları birbirine tek bağ ile bağlayarak bir iskelet yapı çiziniz. Çoğunlukta, molekülde hangi atomun merkez atom olduğu ve hangi atomların birbirine bağlandığını belirtilir. Bazı durumlarda atomların düzeni için sadece bir şekil vardır. 2- Değerlik elektronları sayısını bulunuz. Bir atomun değerlik elektronları sayısı atomun grup numarasına eşittir. Bir molekül için, atomların değerlik elektronları sayısını toplayınız. Çok atomlu bir anyon için anyonun yükünün bu toplama ekleyiniz, çok atomlu bir katyon için katyonun yükünü bu toplamdan çıkarınız. 3-1.Basamakta yazılan her tek bağ için iki elektron olmak üzere tek bağların toplam elektron sayısını 2.basamakta elde edilen toplamdan çıkarınız. Geriye kalan elektronları, ortaklanmamış elektron çiftleri halinde eğer olanak varsa atomların etrafını diziniz. Bütün atomlar için oktet kuralı sağlanmalı ve bütün elektronlar çiftleşmiş olmalıdır. Elektron sayısı, ortaklanmamış elektron çiftleri için, yeterli değilse tek bağlar yerine çift ve üçlü bağlar olabilir. İki elektron çiftinin ortaklaşa kullanıldığı bağlara çift, üç elektron çiftinin ortaklaşa kullanıldığı bağlara üçlü bağlar denir.
6 Lewis Sembolleri Örnek: PCl 3 için Lewis yapısını çiziniz. PCl 3 için toplam elekron sayısı P 5e- 3 Cl 3 x 7 = 21e =26e- Üç tane P-Cl bağı için 6 elektron çıkarılırsa geriye atomların etrafına ve/veya arasına yerleştirecek 20 elektron kalır. O halde 10 elektron çifti aşağıdaki gibi yerleştirilirse hem P hem de Cl atomlarının okteti sağlanmış olur. Örnek: N 2 için Lewis yapısını çiziniz. N 2 ' da toplam elektron sayısı 2x5=10' dur. N-N bağından sonra geriye 8 elektron yani 4 elektron çifti kalır. N N üçlü bağı ve her N üzerinde 1 elektron çifti ile oktet kuralı sağlanır. Her N üzerinde 2 elektron çifti ve N-N bağı ile Oktet kuralı sağlanamaz.
7 Lewis Sembolleri Örnek: SO 4 2- ' nin Lewis yapısını yazınız. SO 4 2- iyonunun merkez atomunun S olduğunu belirtelim. Toplam elektron sayısı 6+4x6+2=32' dir. 4 tane S-0 bağından sonra geriye yerleştirilecek 24 elektron yani 12 elektron çifti kalır. Her O atomunun etrafına üç elektron çifti yerleştirilirse oktetleri sağlanmış olur. S' ün okteti zaten S-O bağları ile sağlanır. Fakat S' ün oktetini on iki elektron ile de sağlandığı için S=O çift bağlı formül de yazılır. Örnek: HCN in Lewis yapısını yazınız. HCN' de merkez atomun C olduğunu belirtelim. Toplam elektron sayısı 1+4+5=10' dur. Bağlar için 2 çift çıkarılırsa geriye kalan 3 çift nasıl yerleştirilir? C üzerinde 1 çift ve N üzerinde 2 çift (veya tersi) yerleştirilen formüller kabul edilemez. Çünkü ne C'un ve ne de N' un oktedi sağlanır. Doğru yapı, N üzerinde 1 elektron çifti bırakarak C N üçlü bağı oluşturmaktadır.
8 İyonik Bağ Kimyasal bağlar, iki genel grupta toplanır. İyon bağları (elektrovalent bağlar) Kovalent bağlar İyonik bağ pozitif ve negatif iyonlar arasındaki çekim kuvvetidir. Yani bir atomun değerlik tabakasından bir veya birkaç elektronun, diğer bir atomun değerlik tabakasına geçmesi ile oluşur. Bir iyon bağı oluşmasında bir atomun kaybettiği veya kazandığı elektron sayısına valans (değerlik) denir. Kolayca elektron kaybeden atomlar elektropozitif ve elektron alan atomlar elektronegatif olarak tanımlanır. İyon bağları içeren bileşiklere iyon bileşikleri denir.
9 İyonik Bağ Örnek olarak lityum ve flor atomlarından lityumflorür bileşiğinin oluşumunu inceleyelim. Lityum ve flor atomlarının elektron dizilişleri : Li= 1s 2 2s 1 ve F= 1s 2 2s 2 2p 5 Etkileştikleri zaman, Li değerlik tabakası olan 2s alt tabakasından bir elektron kaybederek Li+ iyonu haline geçer ve soygaz He ile aynı elektron dizilişine sahip olur. Li tarafından verilen elektronu alan F, Li: (1s 2 2s 1 ) Li + : (1s 2 ) + e - ve F: (1s 2 2s 2 2p 5 ) + e - F - : (1s 2 2s 2 2p 6 ) değerlik tabakasındaki elektron sayısını sekize çıkararak F - ve asal gaz Ne ile aynı elektron dizilişine sahip olur. Li + ve F - iyonları oluştuktan sonra birbirlerini çekerler ve bu çekme nedeniyle iyon bağı oluşur.
10 İyonik Bağ (İyon bağının iyonik bileşiklere kazandırdığı özellikler) 1- Kristal katılardır, sert ve kırılganlardır. Çünkü bir darbe ile aynı yüklü iyonlar yan yana gelince itme meydana gelir ve kırılırlar. Şekil 4.2. Bir iyonik kristalin darbe ile kırılması. 2- Yüksek kaynama ve erime noktasına sahiptirler. 3- Katı halde elektriği ve ısıyı çok az iletirler. 4- Erimiş halde elektriği iyi iletirler. Fakat o zaman elektrokimyasal reaksiyon meydana gelir ve madde bozunur. 5- Çoğunlukta suda çözünürler. 6- İyonik bileşikler en küçük birimleri olarak yazılır.
11 İyonik Bağ İyonik bileşik oluşturma kuralları İki farklı cins atomun iyonik bir bileşik oluşturup oluşturmayacağı iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi, elektronegatiflik gibi bazı özelliklerine bakılarak anlaşılır. 1- İyonlaşma Enerjisi: Metalin iyonlaşma enerjisi ne kadar düşükse, yani ne kadar düşük bir enerji ile elektron verebiliyorsa o kadar kolay iyon oluşturabilir. Periyodik tabloda soldan sağa doğru gidildikçe katyonun üzerindeki pozitif yük artacağından elektronun atomdan ayrılması güçleşir ve iyonlaşma enerjisi de büyür. Na +, Mg 2+, Al 3+...sırasında sodyumun tüm bileşikleri iyonikken magnezyum ve alüminyum kovalent bağlı bileşiklere sahip olabilir. 2- Elektron İlgisi: Ametalin elektron ilgisi çok büyük oldukça iyonik bileşiğin oluşumu da o derece daha kesin olur. Yine periyodik tabloda soldan sağa doğru gidildikçe anyon üzerindeki, negatif yük sayısı azalır ve elektron ilgisi artarak iyonik bileşik yapmaya meyleder. C 4-, N 3-, 0 2-, F - sırasına göre flor en yüksek iyonik bileşik yapma şansına sahiptir.
12 İyonik Bağ İyonik bileşik oluşturma kuralları İki farklı cins atomun iyonik bir bileşik oluşturup oluşturmayacağı iyonlaşma enerjisi, elektron ilgisi, elektronegatiflik gibi bazı özelliklerine bakılarak anlaşılır. 3- Kristal Yapıyı Oluşturma Enerjisi: Elektron alışverişi ile anyon ve katyon oluştuktan sonra bu iki iyon birbirini çekerek kristal yapıyı oluşturur. Kristal yapıyı oluşturma esnasında bir enerji açığa çıkar. Açığa çıkan bu enerjiye kristal yapıyı oluşturma enerjisi denir ve bu enerji ne kadar büyükse iyonik bileşik oluşturma şansıda o kadar artar. 4- Elektronegatiflik: Periyodik tablolarda verilen elektronegatiflik değerleri kullanılarak bileşik yapan iki ayrı cins atomun elektronegatiflik değerleri birbirinden çıkarılır. Eğer bu fark üç civarında olursa oluşan bileşik iyonik bir bileşik olur. 5- Yük/iyon çapı oranı büyüdükçe katyonların kovalent bağa meyli artar. Be 2+ (iyon çapı = 0.35); Ca 2+ (iyon çapı = 0.99) 2 / 0.35 = / (Kovalent bağ meyilli) (İyonik bağ meyilli)
13 Metalik Bağ Metalik bağlanmada metallerin değerlik elektronlarının bir tanesi veya daha fazlası atomdan ayrılır ve pozitif yüklü bir katyon oluşur. Böylece oluşan pozitif katyonlar tamamen serbest elektron denizinde yüzüyor gibidir. Artık hangi elektron hangi atoma aittir, belli değildir. İşte metalik bağ pozitif metal iyonları ile çevresindeki serbest elektronlar arasındaki çekim kuvvetidir. Li : 1s 2 2s 1 Li+ (1s 2 )+e- değerlik elektronu Metaller, alaşımlar (metal-metal veya metal-ametal karışımları) metalik bağlanmaya sahiptirler.
14 Metalik Bağ Metalik bağlanma, malzemeye metalik özellikler denilen şu özellikleri kazandırır: 1-Yüksek yoğunluğa sahiptirler. 2-Çoğunlukla serttirler, dövülebilir, tel ve levha haline getirilebilirler. 3-Yüksek erime ve kaynama noktasına sahiptirler. 4-Işığı yansıtan parlak bir yüzeye sahiptirler. 5-Serbest elektronlar iyonlardan daha fazla hareketli olduklarından elektriği ve ısıyı iyi iletirler. 6-Metal atomlar metalik bağ yaparak yığılmalar sonucu bir metal parçası meydana getirir. Bunun levha ve tel haline getirilmesi için dövülmesi esnasında meydana gelen şekil değişikliğinde sade elektron denizinde yüzen metal katyonları yer değiştirir(şekil 4.3.). Bu yer değiştirme herhangi bir kırılmaya sebep olmaksızın istenen şeklin verilebilmesini mümkün kılar. En iyi metalik bağ özelliği gösteren metaller Altın (Au), gümüş(ag), bakır(cu), Platin(Pt), palladyum (Pd)' dir.
15 Kovalent Bağ Aynı veya farklı iki ametal atomu arasında bir kimyasal bağ meydana geldiği zaman bir molekül oluşur. İki atom arasındaki bağa kovalent bağ denir. Kovalent bağlanmada değerlik elektronları ortaklaşa kullanılır. Kovalent bağ değerlik elektronlarının ortaklaşa kullanılması sonucu bir moleküldeki atomları bir arada tutan bağdır. H 2, F 2, Cl 2, O 2, P 2, S 8 kovalent bağlı moleküllerdir. Bir kovalent bağ oluşurken, örneğin F 2 molekülünde, her bir flor atomunun 2p z ' deki birer elektronu çiftleşerek ortaklaşa kullanılır ve bir kovalent bağ oluşur. Zaten çiftleşmiş elektronlar bağa iştirak etmezler ve aynen kalırlar.
16 Kovalent Bağ Kovalent bağı oluşturan tek elektronların bulunduğu orbitallerin şekli çizilip girişim yaptırılarak da molekülün oluşumu gösterilebilir. Hidrojen ile birlikte, 4A, 5A, 6A ve 7A grubu elementleri kovalent bağlı bileşikler oluştururlar(tablo 4.1.). Grubu Örnek Bileşik Özellikleri H C IV. grup H C H metan(ch 4 ) renksiz gaz e.n o C k.n o C H H N V. grup N H H amonyak(nh 3 ) renksiz gaz e.n o C k.n o C H O VI. grup O su(h 2 O) renksiz sıvı e.n. 0 o C k.n. 100 o C H F VII. grup H F hidrojen florür(hf) renksiz sıvı e.n. -83,1 o C k.n. 19,5 o C
17 Kovalent Bağ (Çoklu bağlar) Aynı iki atom arasında bir elektron çiftinden daha fazla elektron ortaklaşabilir. Buna çoklu kovalent bağ denir. Çift bağda, iki atom arasında iki elektron çifti, üçlü bağda üç elektron çifti bulunur. Çift bağlar H H C O veya H H C O H H C H C H veya H H C H C H Üçlü bağlar formaldehid, CH 2 O (çift bag) etilen, C 2 H 4 (çift bag) H C C H veya H C C H N N veya N N asetilen, C 2 H 2 (üçlü bag) azot, N 2 (üçlü bag)
18 Kovalent Bağ (Koordine kovalent bağ) Tekli kovalent bağı oluşturan ortaklanmış elektron çifti tek bir atomdan geliyorsa buna koordine kovalent bağ denir. Kompleks iyonlarda bu tür bağlar bulunur. Ortaklanmamış elektron çiftli merkez atoma sahip moleküller koordine kovalent bağ yapabilirler.
19 Kovalent Bağ (Oktet Kuralının İstisnaları) Kimyasal bağların hepsinde oktet kuralına dikkat edildiğini daha önce belirtmiştik. Ancak bu kurala uymayan bazı bağlanmalar da vardır. 1- Bor ve Berilyum bileşiklerinde oktet tamamlanamamıştır. 2- Radikal içeren bileşiklerde de oktet tamamlanmamıştır. (Molekülde bir atom üzerindeki çiftleşmemiş tek elektron radikal denir.) Radikaller paramagnetiktirler ve renklidirler. Sıvı NO, sıvı NO 2 mavi renklidir; çünkü radikal moleküllerdir. Çoğu serbest radikaller kısa ömürlü olup birleşerek kovalent bağ verir.
20 Kovalent Bağ (Oktet Kuralının İstisnaları) 3- Bazı geçiş elementleri ve bazı baş grup elementleri oktet kuralına uymazlar. 29Cu : [Ar] 3d 10 4s 1 e - Cu + : [Ar] 3d Bazı moleküller oktetten daha fazla sayıda elektron içerirler. F F F 2- Cl Cl Cl O Si P Cl P Cl F F F Cl Cl Cl hekzaflorosilikat anyonu fosforpenta klorür fosforoksiklorür 5- Çok az sayıda bileşiklerinde soy gazlar da oktet kuralına uymazlar. O F Xe F F F
21 Kovalent Bağ (Kovalent Bağlı Moleküllerin Özellikleri) Kovalent bağlı moleküllerin en önemli özelliği moleküllerin yığılma şeklinde olmasıdır. İyonik ve metalik bağlı maddelerde olduğunun aksine moleküllerin yığılması kovalent bağa nazaran çok daha az zayıf olan moleküller arası çekim kuvvetleri ile sağlanmıştır. Bu moleküller arası çekim kuvvetlerinin şiddetine göre moleküllerin erime ve kaynama noktaları değişir. Kovalent bağlı moleküllerden ibaret olan maddeler iyonik ve metalik bağlı maddelere göre daha düşük kaynama ve erime noktasına ve ayrıca daha düşük erime ve buharlaşma ısısına sahiptirler. Çünkü bir iyonik bileşiği eritirken çok kuvvetli olan iyonik bağları kırmak için çok yüksek sıcaklığa ısıtmak gerekir. Halbuki moleküllerden ibaret bir katı maddeyi eritmek için iyonik bağa göre çok daha zayıf olan moleküller arası çekim kuvvetini yenmek gerekeceğinden daha düşük bir sıcaklığa ısıtmak kafi gelecektir. Düşük yoğunlukludurlar, gaz sıvı ve katı halde bulunurlar. Katı halde iken kırılgan ve zayıf yumuşak veya mumsudurlar. Elektrik ve ısıyı çok zayıf iletirler. Genellikle organik çözücülerde çözünürler.
22 Kovalent Bağ (Kovalent Bağlı Moleküllerin Özellikleri) Kovalent bağın bir çeşidi olan ağ kovalent yapıda moleküllerin yığılmaları moleküller arası çekim kuvvetlerinden ziyade kovalent bağlardan meydana gelmiştir. Bu nedenle bu tür maddelerin erime ve kaynama noktaları iyonik ve metalik bağlı bileşiklerde olduğu gibi oldukça yüksek sıcaklık değerlerine sahiptir. Bu tip bileşiklere kuvarz (silisyum dioksit, SiO2 ), elmas, karborundum (silisyum karbür, SiC) örnek verilebilir. Kuvarz Silisyum karbür
23 Kovalent Bağ (Kovalent Bağın Bazı Özellikleri) 1- Polar ve polar olmayan kovalent bağlar Aynı iki atom kovalent bağ ile bağlandığında her iki atom da bağ elektronlarını aynı derecede ortaklaşa çekerler(h 2, Cl 2, F 2 v.b. gibi). Bu şekilde iki atom tarafından aynı derecede çekilen bağlara polar olmayan kovalent bağlar denir. Polar olmayan, polar ve iyonik bileşiklerde bağ elektronlarının durumu
24 Kovalent Bağ (Kovalent Bağın Bazı Özellikleri) 2- Dipol moment Pozitif ve negatif uçların elektrik yükleri, q ile yükler arasındaki mesafe, r çarpımı olarak tarif edilir. İyonik ve polar bileşikler dipol momente sahiptirler. Polar olmayan bileşiklerin dipol momenti yoktur. Tamamen iyonik sayılan bir bileşikte; q yükü=1 pozitif yük= 1 negatif yük= 4.8x10-10 esb olur. Atomlar arası uzaklık, r =1 o A, (1 o A = 10-8 cm) alınırsa; dipol moment, µ(mü) = 4.8x10-18 esb cm bulunur. Debye (Debay okunur.)' ın adına izafeten esb cm=1 Debye (D) denilmiştir. Dipol moment deneysel olarak ölçülebilmektedir. Dipol moment ölçüleri moleküllerin ne derece iyonik, ne derece kovalent bağlı olduğunu açıklamakta kullanılır.
25 Kovalent Bağ (Kovalent Bağın Bazı Özellikleri) 2- Dipol moment Örneğin HF molekülünün deneyle bulunan dipol momenti =1.98 D' dir. Atomlar arası mesafe 0.92 o A olduğuna göre hesaplanan dipol moment = 0.92x10-8 cm x 4.8x10-10 esb cm = 4.42 D' dir. Deneyle ölçülen momentin hesapla bulunan oranı bize bağın iyoniklik derecesini verecektir. 1.98/4.42=0.45 ve %45 iyonik; %55 kovalent karakterdedir. Aynı şekilde HCl için deneyle bulunan dipol moment = 1.03, r = 1.28 o A olduğundan hesaplanan dipol moment (4.8x10-10 )(1.28x10-8 )= 6.1x10-18 esb cm = 6.1 D olarak bulunur. 1.03/6.1= 0.17 %17 iyonik, %83 kovalent bağlı bir bileşiktir.
26 Kovalent Bağ (Kovalent Bağın Bazı Özellikleri) 2- Dipol moment Polar moleküller dipol momente sahiptir. Magnetik ve elektrik alanda yönelirler. Dipol moment, vektörel bir büyüklüktür, yönlüdür ve ( )ok ile gösterilir. Okun ucu negatif ucu gösterir. Molekülün dipol momenti tüm dipol momentlerin vektörel toplamıdır. Bazı moleküllerin dipol momentleri Polar moleküllerin elektrik alandaki yönelmeleri
27 Molekül Şekilleri Çok atomlu moleküllerde tüm atomlarda kağıt düzleminde olacak şekilde ve dik açılı olarak bağlanmamıştırlar. Üç boyutlu olarak düzenlenmişlerdir. Eğer merkez atomda bağ yapmamış elektron çifti yoksa kovalent bağlar tam açıyı eşit olarak bölecek şekilde düzenlenirler. Bazı tipik molekül şekilleri şöyledir.
28 Rezonans Bazı moleküllerin birden fazla Lewis formülü ile açıklanması durumudur. Örneğin N 2 O tek bir Lewis formülü ile açıklanamaz. Benzen içinde yine iki ayrı rezonans formülü(kekuke formülü) vardır. Birden fazla formülle gösterilebilen bu moleküller için bu formüllerden bir tanesi gerçek formülüdür denilemez. Ancak molekülün gerçek formülü bu formüllerin arasında bir yapıdadır.
29 Bağ Kuvveti(Enerjisi) ve Bağ Uzunluğu Kovalent bağlı iki atomlu bir molekülü nötral atomlarına ayırmak için verilmesi gereken enerji, bağ bozunma enerjisi (bağ enerjisi) olarak tanımlanır. A - B (g) A (g) + B(g) H 2, F 2, Cl 2, Br 2 ve I 2 moleküllerinin bağ enerjileri sırayla 104, 38, 58, 46 ve 36 kcal/mol' dur. Bu moleküllerin hepsi tek bağlıdır. Bağ enerjisi bağ derecesinin artmasıyla artar. Örneğin çift bağ içeren O 2 ve üçlü bağ içeren N 2 bağ enerjileri, sırasıyla 119 ve 227 kcal/mol' dur. Genellikle tek bağların enerjisi 11 ile 104 kcal/mol arasındadır. Fakat HF için bağ enerjisi 136 kcal/mol' dir ve bu bağın polarlığından ileri gelir; çünkü iyonlar arası çekme kuvvetini yenmek gerekir. Gerçekte bağ enerjisi, bağın kovalent veya iyonik oluşunun bir ölçüsüdür, ve bağın iyonik karakteri arttıkça bağ enerjisi artar. Elektronegatiflik ile bağın iyonik karakteri arasında elektronegatiflik arttıkça bağın iyonik karakteri artar şeklinde bir bağıntı kurulabilir. Aynı mantık çerçevesinde elektronegatiflik değerleri arasındaki farkın en büyük olduğu iki atom arasındaki bağın enerjisi de en yüksek değere sahip olur (HF > HCl > HBr > HI).
30 Bağ Kuvveti(Enerjisi) ve Bağ Uzunluğu İki atom arasındaki uzaklık, bağ uzunluğu olarak tanımlanır. Bağ uzunluğu bir bağdan diğerine %4 kadar değişir. Bağ uzunluğu, bağ enerjisinin artmasıyla azalır. Aynı zamanda bağ derecesinin artması da bağ uzunluğu azalır. Aşağıdaki tabloda bazı atomlar arasındaki bağların enerjileri ve bağ uzunlukları verilmiştir. Çok atomlu moleküllerde ortalama bağ enerjileri ve bağ uzunlukları Bağ Bağ Derecesi Ortalama Bağ Enerjisi (kcal/mol) Bağ Uzunluğu (pm) C-C C=C C C C-N C=N C N C C=
31 Formal Yük Molekül (veya iyonlar) içinde atomların yüklerinin belirtilmesi için formal yük ve yükseltgenme sayısı (basamağı) kavramları geliştirilmiştir. Formal yük ve yükseltgenme sayısı, kimyasal bağlarda elektron çiftlerinin atomlar tarafından nasıl paylaşıldığına dayanır. Formal yük, bir atomun molekülde, sahip olduğu (sahip olmuş göründüğü) elektron sayısı ile nötral atomun değerlik elektronları sayısı karşılaştırılarak bulunur. Bu durumu formüle ederek; Formal Yük= Değerlik elektronları sayısı (Grup numarası)- [Bağ yapmamış (yani ortaklanmamış) elektron sayısı+kovalent bağların sayısı] Örnek: Nitrit asidin formal yüklerini bulunuz. H' in formal yükü = 1-(0+1) = 0 0' nin formal yükü = 6-(4+2) = 0 0' nin formal yükü = 6-(6+1) = -1 0' nin formal yükü = 6-(4+2) = 0 N' nin formal yükü = 5-(0+4) = Molekülde formal yüklerin toplamı = 0
32 Yükseltgenme Sayısı Rezonans kavramı pek gerekli olmamakla beraber, polar moleküllerde yük dağılımını göstermek amacıyla kullanılır. Örneğin HCl için; yazılabilir. Dipol moment ölçümlerine göre bağın iyonik karakteri % 17 olduğundan birinci ve ikinci yapıdır gerçek rezonans formülüne katkılarının sırasıyla 83 ve 17 olduğu söylenebilir. Birinci yapıda atomların formal yükleri sıfırdır ve bağın polarlığı ihmal edilmiştir. İkinci yapıda bağın elektronları Cl' a verilmiştir ve HCl, H + ve Cl - iyonlarından oluşmuştur. Bu yolla verilen yüklere yükseltgenme sayısı denir ve bunlar elementlerin yükseltgenme basamaklarını gösterirler. İki atomdan oluşmuş iyonik bir bileşikteki bir atomun yükseltgenme (oksidasyon) sayısı bu atomdan türetilmiş iyonun yükü ile aynıdır. Örneğin NaCl ' de sodyum ve klorun yükseltgenme sayıları sırasıyla +1 ve -1' dir.
33 Yükseltgenme Sayısı Kovalent bir moleküldeki atomların yükseltgenme sayıları ise her ir bağdaki elektronların elektronegatifliği daha büyük atoma devredeceği düşünülerek bulunabilir. (Formal yük kabullerinin aksine) HCl molekülünde klor, hidrojenden daha fazla elektronegatif olduğundan kovalent bağın her iki elektronu klor atomuna verilmiş gibi düşünüldüğü zaman klor ve hidrojen atomlarının yükseltgenme sayıları sırasıyla -1 ve +1 olarak kabul edilir. Aralarında elektronegatiflik farkı olmayan özdeş atomlar arasında oluşan apolar bir bağda ise, yükseltgenme sayıları bağ elektronlarının bağlı atomlar arasında eşit olarak bölünmesiyle türetilebilir. Buna göre, örneğin molekülünde her iki klor atomuna ilişkin yükseltgenme sayıları sıfırdır.
34 Yükseltgenme Sayısı Aşağıdaki kurallar yükseltgenme sayılarını bulmak için kullanılabilir. 1- Herhangi bir serbest atomun yada bir elementin molekülündeki herhangi bir atomun yükseltgenme sayısı sıfırdır. Örneğin Fe, Na, H 2, O Bileşikler elektriksel bakımdan nötral olduğundan bir bileşikteki atomların yükseltgenme sayıları toplamı sıfırdır. 3- Tek atomlu bir iyonun yükseltgenme sayısı, o iyonun yükü ile aynıdır. Çok atomlu bir iyonu oluşturan atomların yükseltgenme sayılarının toplamı o iyonun yüküne eşittir. 4- En elektronegatif element olan florun tüm flor içeren bileşiklerdeki yükseltgenme sayısı -1' dir. 5- Oksijen içeren bileşiklerin çoğunda oksijenin yükseltgenme sayısı -2' dir. Ancak oksijenin yükseltgenme sayısının farklı olduğu birkaç istisna vardır. i)peroksitlerde her bir oksijenin yükseltgenme sayısı -1 olup, peroksit iyonunun (O 2 2- ) toplam yükseltgenme sayısı -2' dir. ii) Süper oksit iyonunda (O 2- ) her bir oksijene ilişkin yükseltgenme sayısı -½' dir. iii) OF 2 bileşiğinde oksijenin yükseltgenme sayısı 2+' dır. 6- Hidrojenin yükseltgenme sayısı metal hidrürler dışındaki tüm bileşiklerde +1'dir. CaH 2, LiH, NaH,...v.b. gibi metal hidrür bileşiklerinde ise hidrojenin yükseltgenme sayısı -1' dir.
35 Yükseltgenme Sayısı Yükseltgenme Sayısı = Değerlik elektronları sayısı (Grup no) - (Bağ yapmamış yani ortaklanmamış elektronların sayısı + Bağ elektronlarının daha elektronegatif atomun olması durumunda elektronların sayısı) Örnek : H 3 PO 4 ' deki P atomunu yükseltgenme sayısı nedir? Moleküldeki atomların yükseltgenme sayılarının toplamı sıfır olacağından 3(H' nin yükseltgenme sayıs)+(p' un yükseltgenme sayısı)+4(o' nin yükseltgenme sayısı) = O yazılabilir. H' nin yükseltgenme sayısı +1 (kural 6) ve O' nin yükseltgenme sayısı -2 (kural 5) olduğundan 3(+1) + X + 4(-2) = 0 X=5 bulunur. Örnek : Dikromat iyonundaki [(Cr 2 O 7 ) 2- ] Cr' un yükseltgenme sayısı nedir? 2(Cr' un yükseltgenme S.) + 7(O' nin yük.s.) = -2 2 X + 7(2-) = -2 2 X = +12 X = +6
36 Valans Bağ Teorisi Bu teoriye göre moleküllerin oluşumunda çekirdek etrafında atomik orbitallerdeki elektronların ortaklaşa kullanılması ile atomik orbitallerin birbirine girişim yapması ile bağ açıklanır. Moleküler orbital teorisinde ise kovalent bağ oluşumuna iştirak eden elektronlar artık ortak bir molekül orbitalde bulunurlar. Atomik orbital bulunmaz. Hidrojen molekülünün oluşumu bu iki teoriye göre aşağıdaki şekilde açıklanmaktadır. Hidrojen molekülünün (a) moleküler orbital teorisine göre (b) valans bağ teorisine göre oluşumunun açıklanması.
37 Valans Bağ Teorisi Valans bağ teorisi molekül şekillerini atomik orbitallerin çakışması ile açıklarken atomik orbitallerde bulunan elektronlar nokta ile gösterilir. Bugün kullandığımız bu teoriye göre birkaç tür kovalent bağ mevcuttur. Bunlar (Sigma) ve (pi) bağlarıdırlar.buna göre; a) (Sigma) bağı: Atomik orbitallerinin başbaşa girişimi ile oluşur. i) s (sigma es) bağı: s atomik orbitallerinin girişimi ile ii) sp (sigma es pe) bağı: Bir s ve bir p atomik orbitallerinin girişimi ile iii) p (sigma pe) bağı : İki ayrı p atomik orbitalin girişimi ile oluşur. y ve z bağları p y ve p z atomik orbitallerinin yanyana girişimi ile meydana gelir. Ancak p x atomik orbitalleri yanyana girişim yapmayıp, sadece başbaşa girişim yaptıkları için x bağı olmaz p bağı olur.
38 Valans Bağ Teorisi a) s bağı : b) sp bağı : c) p bağı : d) bağları: Valans bağ teorisine göre oluşumu bağlarının
39 Valans Bağ Teorisi b) (pi) bağları: p y ve p z orbitallerinin yan yana girişimi ile oluşurlar. Bunlar da y ve z bağları olarak iki türdürler. i) y bağı: İki ayrı p y orbitalinin yanyana girişimi ile ii) z bağı: İki ayrı p z orbitalinin yanyana girişimi ile oluşurlar. Bir p y orbitali çekirdeğin altında ve üstünde iki lobut şeklinde yanyana girişim yapar. Altta ve üstte ayrı ayrı yanyana girişmesi şeklinde iki tane ayrı bağ oluşturuyormuş izlenimi veriyorsa da aslında bir tek bağ olarak gözlenir. İki atom arasında bir tek sigma ( ) bağı olurken pi ( ) bağlarının sayısı bir veya iki tane olabilir. Çift bağda bir bağı, bir bağı, üçlü bağda, bir bağı, iki bağı vardır. Valans bağ teorisine göre bağlarının oluşumu
40 Hibridleşme(Melez Orbitaller) İki atomlu moleküller her zaman doğrusal bağ oluştururlar. Ancak molekülü oluşturan atomların sayısı üç veya daha fazla olunca bağların durumu ve oluşumu atomik orbitallerin girişimi ile açıklanamaz. Üç atomlu bir molekül olan su molekülünün meydana gelişi incelendiğinde oksijen; 2 tane p orbitalinde birer elektronun iki tane ayrı ayrı hidrojen atomunun birer elektronu ile girişim yapıp bağ teşkil etmekte ve oksijenin p orbitalleri birbirine dik eksenler üzerinde bulunduğundan oluşturacakları bağlar arasındaki açılarda 90 o olması gerekmektedir. Fakat deneysel olarak yapılan ölçümler göstermiştir ki bu iki bağ arasındaki açı o ' dir. Aynı çelişkiyi yaratan sonuçlar NH 3, CH 4,... gibi moleküllerde de görülmektedir. Bu durum ancak atomik orbitallerin tekrar düzenlenmesi ile açıklanabilir ve oluşan yeni orbitallere Melez Orbitaller veya Hibrid Orbitalleri adı verilir.
41 Hibridleşme(Melez Orbitaller) sp 3 hidridleşmesi Karbon atomunun (CH 4 ) metan oluşturmasını inceleyelim: C normal elektron dağılımı yapıldığında 2s 2 2p x 1 2p y 1 2p z 0 elektronik dizilimine sahiptir ve iki tane hidrojen atomu ile birleşip CH 2 molekülü oluşturması beklenir. Ancak karbonun en basit bileşiği CH 4 ' dür. Bunun için karbon atomunun 2s orbitalindeki iki elektrondan biri 2p z ' ye atlayıp 4 tane tek elektrona sahip vaziyette olur. Bu hal karbonun bağ yapmaya hazır uyarılmış halidir. Uyarılmış Karbon Atomunun elektron dizilişi: Böyle iken karbon atomunun 3 tane p orbitali ve bir tane s orbitali ile bağ yapan farklı bağlar oluşacaktır ve C-H bağları arasındaki açı da 90 0 olmalıdır. Ancak metan molekülün şeklinin tetrahedral olduğu biliniyor ve bağlar arasındaki açı da 109,5 0 ' dir. O zaman oluşan bu orbitallerin bütün özellikleri atomik orbitallerden farklıdır ve eşdeğerdir. Bu orbitallere bu nedenden dolayı hidrid orbitalleri adı verilir.
42 Hibridleşme(Melez Orbitaller) sp 3 hidridleşmesi s atomik orbitalinin küresel, p orbitallerinin lobut şeklinde olduğunu biliyoruz. sp 3 hibrid orbitali ile beraber tüm sp 2 ve sp hibrit orbitalleri birbirine yapışık bir büyük bir küçük veya sadece bir lobut şeklindedir.
43 Hibridleşme(Melez Orbitaller) sp 3 hidridleşmesi Hibrit orbitalleri üzerindeki rakamlar kaçar tane atomik orbitallin birleştiğini bize gösterir. Rakam yok ise bir kabul edilir. Buna göre sp 3 ' de bir tane s ve 3 tane p orbitali olmak üzere toplam dört tane atomik orbital yeniden düzenlenerek sp 3 hibrid orbitallerini oluştururlar. CH 4 molekülü (tetrahedral) bir kübün alt ve üst ters köşegenlerine gelecek şekilde çizilir
44 Hibridleşme(Melez Orbitaller) sp 2 hidridleşmesi Bu tip hibridleşmenin tipik örneği BF 3 molekülünün bağ yapısıdır. Molekülünün yapısı üçgen düzlem ve bağ açısı 120 o ' dir.
45 Hibridleşme(Melez Orbitaller) sp hidridleşmesi Bu tip hibridleşmenin tipik örneği BeCl 2 ' dür. Bir s ve bir p orbitalinin karışımından oluşur.
46 Hibridleşme(Melez Orbitaller) sp 3, sp 2, sp hibrid orbitallerinin tümü bağ yaptıkları zaman hepsi de tek cins bir sp bağı yaparlar. Bu orbitallerin özelliklerini topluca şöyle gösterebiliriz. Hibrit orbitallerinin özellikleri Hibrid orbitalleri Orbital sayısı Yönelme sp 2 Çizgi sp 2 3 Üçgen düzlemi sp 3 4 Düzgündörtyüzlü sp 2 d 4 Karedüzlem sp 3 d 5 Üçgenpipramit sp 3 d 2 6 Düzgünsekizyüzlü Hibrid Orbitalleri s karakteri % p karakteri % sp sp sp sp 2 d sp 3 d sp 3 d d karakteri % Hibrid orbitallerinin karakter yüzdeleri
47 Moleküller Arası Etkileşimler Molekülleri bir arada tutan yada onların kümeleşmesine neden olan birkaç türlü çekim kuvveti olup bunlara moleküller arası çekim kuvvetleri denir. Bu kuvvetler, bir maddenin gaz, sıvı yada katı olduğunu belirttiği gibi kimyasal tepkimelerde de önemli rol oynarlar. Bu etkileşmeler atomlar arasındaki iyonik ve kovalent etkileşmelerinin aksine oldukça zayıftır. moleküller arası çekim kuvvetleri en kuvvetlisinde en zayıfına göre sıralandığında; 1- Dipol çekim kuvvetleri, 2- Hidrojen bağları, 3- London (Van der Waals) çekim kuvvetleri, 4- Sürtünme yüzeyi, sırası elde edilir.
48 Moleküller Arası Etkileşimler 1- Dipol çekim kuvvetleri Dipol çekim kuvvetleri, polar moleküller arasında görülür. Bu moleküller devamlı dipol özelliğindedir ve elektrik alanda yönelirler. Dipol-dipol kuvvetleri moleküllerin pozitif ve negatif kutuplarının birbirlerini çekmeleri sonucu ortaya çıkar. Fakat bu çekme zıt yüklü iyonlar arasındaki çekmeden çok zayıftır. Çünkü; a) Dipollerin ucunda kısmi yükler bulunur. b) Atomlar ve moleküller aynı zamanda devamlı olarak hareket halindedirler ve çarpışmalar dipollerin düzgün bir şekilde yönelmesini engeller. c) Dipollerin aynı yüklü kısımlar arasında itme oluşur. Dipol çekim kuvveti, molekülün dipol özelliğinin artışı ile artar. Bu da elektronegatif atomun elektronegatifliğine ve her bir atomun dipol özelliğinin toplamına bağlıdır. H 2 O, HF, NH 3 yüksek dipol özelliği gösterirler.
49 Moleküller Arası Etkileşimler 1- Dipol çekim kuvvetleri (a) Bir kristaldeki polar moleküllerin yönelmesi, (b)dipol çekimi Dipol çekim kuvvetlerinin şiddeti, polar moleküllerin erime ve kaynama noktalarını belirler. Eğer molekül şekli ve molekül kütlesi gibi diğer etkenler aynı ise, dipol momenti sıfır olan bir bileşiğin kaynama ve erime noktası polar bir molekülünkinden daha düşüktür. A polar N 2 ve O 2 ' nin kaynama noktaları sırasıyla -196 o C ve o C dir ancak biraz polar olan NO (µ=0.007d) -151 o C' de kaynar.
50 Moleküller Arası Etkileşimler 2- Hidrojen bağı Bazı moleküller arası çekim kuvvetleri, dipol çekim kuvvetlerinden beklenenden daha yüksektir. Bu tür etkileşmeler, diğer kovalent bağlı hidrojenli bileşikler ile karşılaştırıldığı zaman erime ve kaynama noktaları çok daha yüksek olan NH 3, H 2 O ve HF' de görülebilir. Molekülde bulunan F, O, N, CI, Br, S, I gibi bir elektronegatif atoma bir veya daha fazla hidrojen atomu bağlanmışsa; (F, CI, B, I, en fazla bir hidrojen, O, S iki hidrojen N' de üç hidrojen atomu bağlanabilir) bu hidrojen atomu diğer molekülün elektronegatif atomu tarafından çekilir ve aralarında kovalent bağdan daha zayıf bir bağ oluşur ki buna hidrojen bağı denir. HF ve H 2 O' da hidrojen bağların oluşumu Hidrojen bağı enerjisi kj/mol, kovalent bağı enerjisi kj/mol arasındadır
51 Moleküller Arası Etkileşimler 2- Hidrojen bağı Genellikle hidrojen bağlarına sahip bir molekül dipol çekim kuvvetlerine de sahiptir. Bu yüzden diğerlerine göre daha yüksek kaynarlar. Hidrojen bağların etkisi elektronegatif atomun elektronegatifliği arttıkça artar ve böylece daha elektronegatif atoma sahip molekül daha yüksek sıcaklıkta kaynar. Fakat oksijene göre elektronegatifliği daha fazla olan floru bulunduran HF molekülü, oksijen bulunduran H 2 O molekülünden beklenenin tersine daha düşük kaynar. Aslında kural burada da geçerlidir, ama HF molekülü Şekilde görüldüğü gibi doğrusal hidrojen bağları yaparken H 2 O molekülü ağ yapılı hidrojen bağı yapar. Suyun daha yüksek kaynamasının sebebi bu ağ yapılı hidrojen bağlarını kırmak doğrusal hidrojen bağlarını kırmaya göre daha yüksek enerjiye ihtiyaç göstermesindendir.
52 Moleküller Arası Etkileşimler 2- Hidrojen bağı Ayrıca bir HF molekülünü, bağımsız bir molekül haline getirmek için ortalama bir hidrojen bağı kırmak gerekir. Normal olarak tüm katılar sıvı hale geçtiklerinde hacimleri % 10 kadar genişler ve yoğunlukları düşer. Fakat suyun ağ yapılı hidrojen bağlarına sahip oluşu beklenenin tersine buz halinin yoğunluğunun sıvı halinin yoğunluğuna nazaran daha düşük olmasına neden olur. Bunu da şu şekilde açıklayabiliriz: Su, ağ yapılı hidrojen bağlarını muhafaza ederek donduğundan, moleküller birbirine iyice sokulamamıştır ve yoğunluğu daha düşüktür. Buz erirken bazı hidrojen bağlarını kırarak moleküller birbirlerine sokulmaya başlar. +4 o C' ye kadar yoğunluk artar ve +4 o C' de yoğunluk 1,0 g/cm 3 olur. Bu noktalardan itibaren sıcaklık artışıyla verilen ısı dolayısıyla moleküller birbirlerinden uzaklaşarak yoğunluk normal olarak azalmaya başlar.
53 Moleküller Arası Etkileşimler 3- London çekim (Van der Waals) kuvvetleri Devamlı dipol olma özelliği taşımayan apolar moleküller arasındaki etkileşmeler de göz önüne alınmalıdır. Çünkü O 2, N 2, F 2 gibi bütün apolar moleküller ve hatta tek atomlu asal gazlar dahi sıkıştırılabilir. Bu maddelerin kaynama noktaları çok düşüktür ve moleküller arası etkileşmeler dipol etkileşmelerinden daha zayıftır. Bu zayıf kuvvetlerin, 1873' de J.Van Der WAALS tarafından gaz molekülleri arasında olduğu ortaya konulmuş ve kuvvetlerin oluşması için 1930' de F.LONDON tarafından bir açıklama verilmiştir. London kuvvetlerinin bir atom veya molekülde elektronların serbest hareketleri sonucu ortaya çıktığı düşünülür. Atom içinde elektron yoğunluğu, ortalama olarak küresel simetrik olduğu halde, herhangi bir anda atomda yük dağılımı değişebilir. Atomun bir tarafında, diğer tarafından daha fazla oluşu sonucu komşu atomdaki yük dağılımı da değiştirir. Böylece geçici dipoller oluşur ve dipoller kaybolmadan yeni dipoller oluştururlar.
54 Moleküller Arası Etkileşimler 3- London çekim (Van der Waals) kuvvetleri London çekim kuvvetlerinin oluşumu Dipoller arasındaki çekme güçlü olmakla beraber oluşma süreleri kısa olduğundan London Kuvvetleri moleküller arası en zayıf etkileşmelerdir. Apolar moleküller arası çekme kuvvetleri, London kuvvetleridir ve polar moleküller arasından da diğer kuvvetlere ek olarak da bulunurlar. Tablo 4.5.'de bazı basit moleküller için çekme kuvvetlerine ait enerji değerleri verilmiştir; H 2 O ve NH 3 ' de dipol etkileşmesi enerjisi aynı zamanda H-bağı enerjisini de içerir. London kuvvetleri 0,1-20 kj/mol gücündedir.
55 Moleküller Arası Etkileşimler 3- London çekim (Van der Waals) kuvvetleri Bazı moleküllerin çekme kuvvetlerine ait enerji değerleri Molekül Dipol Çekme Kuvvetleri(kj/mol) Moment (D) Dipol-dipol London kuvveti Ar 0,00 0 8,49 CO 0,12 0,0004 8,74 HF 0,38 0, ,83 HBr 0,78 0, ,90 NH 3 1,49 13,290 14,72 H 2 O 1,85 36,320 8,99 London çekim kuvvetleri molekül ağırlıkları arttıkça artar. Asal gazlarda molekül ağırlıkları arttıkça kaynama noktalarının yükseldiğini tipik bir örnek olarak verilebilir. Ne (20,2 g/mol) Kr (83,8 g/mol) k.n o C k.n o C
56 Moleküller Arası Etkileşimler 4- Sürtünme yüzeyi Moleküllerin birbirleriyle sürtünme yüzeyi moleküllerin yapışmasını arttırıcı bir etkendir. Sürtünme yüzeyi fazla olan moleküllerin birbirini çekim kuvvetleri yüksektir ve sıvı halde iken buhar haline geçmek için daha yüksek sıcaklık gerektirirler. Sürtünme yüzeyi farklı olan n-pentan (k.n. 36,2 o C) neopentandan (k.n. 9,5 o C) daha yüksek kaynar.aynı sebepten dolayı n-heptan(k.n o C) triptan(izoheptan)(k.n. 81 o C) daha yüksek kaynar. Molekül, atom veya iyonların moleküller arası çekim kuvvetleriyle yapışarak yığılmaları sonucunda maddeler ortaya çıkar. Maddelerin gaz, sıvı yada katı hallerde olması moleküller arası çekim kuvvetlerine bağlıdır. Bu parçacıkların yığılımı ayrıca düzenli ve düzensiz şekillerde olabilir. Buna göre düzenli ve düzensiz yığılmaları sonucunda maddenin üç temel hali vardır.
57 Moleküller Arası Etkileşimler 4- Sürtünme yüzeyi Sürtünme yüzeyinin oluşumu
58 KAYNAKLAR 1- Modern Üniversite Kimyası, C.E. MORTIMER, Çeviri: Prof.Dr. Turhan ALTINATA v.d. Çağlayan Kitabevi, Temel Üniversite Kimyası, Prof.Dr.Ender ERDİK, Prof.Dr. Yüksek SARIKAYA, Gazi Kitabevi, Genel Kimya, Prof.Dr. Baki HAZER, Karadeniz Teknik Üniversitesi Yayınları, 3.Baskı, Trabzon, Temel Kimya, Prof.Dr.Ali Osman AYDIN, Prof. Vahdettin SEVİNÇ, Değişim Yayınları, Sakarya 5- Genel Kimya, Sabri ALPAYDIN, Abdullah ŞİMŞEK, Nobel Yayınları, Fen ve Mühendislik Bölümleri İçin Kimya, R.CHANG, Çeviri: A.Bahattin SOYDAN ve A.Zehra AROĞUZ, Beta Yayınları, İstanbul, Muhtelif web sayfaları.
Aşağıda verilen özet bilginin ayrıntısını, ders kitabı. olarak önerilen, Erdik ve Sarıkaya nın Temel. Üniversitesi Kimyası" Kitabı ndan okuyunuz.
KİMYASAL BAĞLAR Aşağıda verilen özet bilginin ayrıntısını, ders kitabı olarak önerilen, Erdik ve Sarıkaya nın Temel Üniversitesi Kimyası" Kitabı ndan okuyunuz. KİMYASAL BAĞLAR İki atom veya atom grubu
DetaylıGENEL KİMYA. 4. Konu: Kimyasal türler, Kimyasal türler arasındaki etkileşimler, Kimyasal Bağlar
GENEL KİMYA 4. Konu: Kimyasal türler, Kimyasal türler arasındaki etkileşimler, Kimyasal Bağlar Kimyasal Türler Doğada bulunan bütün maddeler tanecikli yapıdadır. Maddenin özelliğini gösteren küçük yapı
DetaylıGENEL KİMYA. 4. Konu: Kimyasal türler, Kimyasal türler arasındaki etkileşimler, Kimyasal Bağlar
GENEL KİMYA 4. Konu: Kimyasal türler, Kimyasal türler arasındaki etkileşimler, Kimyasal Bağlar Kimyasal Türler Doğada bulunan bütün maddeler tanecikli yapıdadır. Maddenin özelliğini gösteren küçük yapı
DetaylıSoygazların bileşik oluşturamamasının sebebi bütün orbitallerinin dolu olmasındandır.
KİMYASAL BAĞLAR Kimyasal bağ, moleküllerde atomları birarada tutan kuvvettir. Bir bağın oluşabilmesi için atomlar tek başına bulundukları zamankinden daha kararlı (az enerjiye sahip) olmalıdırlar. Genelleme
DetaylıKİMYASAL BAĞLAR Kimyasal bağlar, Moleküllerde atomları birarada tutan
KİMYASAL BAĞLAR Kimyasal bağlar, Moleküllerde atomları birarada tutan kuvvettir. Atomlar birleştiği zaman elektron dağılımındaki değişmelerin bir sonucu olarak kimyasal bağlar meydana gelir. Atomun sembolünün
DetaylıKatılar & Kristal Yapı
Katılar & Kristal Yapı Katılar Kristal katılar Amorf katılar Belli bir geometrik şekle sahip olan katılardır, tanecikleri belli bir düzene göre istiflenir. Belli bir geometrik şekli olmayan katılardır,
DetaylıLewis Nokta Yapıları ve VSEPR
6 DENEY Lewis Nokta Yapıları ve VSEPR 1. Giriş Bu deneyde moleküllerin Lewis Nokta yapıları belirlenecek ve VSEPR kuralları ile molekülün geometrisi ve polaritesi tayin edilecektir. 2. Lewis Nokta Yapıları
DetaylıSerüveni 3. ÜNİTE KİMYASAL TÜRLER ARASI ETKİLEŞİM GÜÇLÜ ETKİLEŞİM. o İYONİK BAĞ o KOVALENT BAĞ o METALİK BAĞ
Serüveni 3. ÜNİTE KİMYASAL TÜRLER ARASI ETKİLEŞİM GÜÇLÜ ETKİLEŞİM o İYONİK BAĞ o KOVALENT BAĞ o METALİK BAĞ KİMYASAL TÜR 1. İYONİK BAĞ - - Ametal.- Kök Kök Kök (+) ve (-) yüklü iyonların çekim kuvvetidir..halde
DetaylıGENEL KİMYA. Yrd.Doç.Dr. Tuba YETİM
GENEL KİMYA KİMYASAL BAĞLAR Lewis Kuramı Kimyasal bağlanmada esas rolü dış kabuk elektronları (değerlik) oynar. Bazı durumlarda elektronlar bir atomdan diğerine aktarılır. Böylece oluşan (+) ve (-) yüklü
DetaylıAtomlar birleştiği zaman elektron dağılımındaki değişmelerin bir sonucu olarak kimyasal bağlar meydana gelir. Üç çeşit temel bağ vardır:
Atomlar birleştiği zaman elektron dağılımındaki değişmelerin bir sonucu olarak kimyasal bağlar meydana gelir. Üç çeşit temel bağ vardır: İyonik bağlar, elektronlar bir atomdan diğerine aktarıldığı zaman
DetaylıBÖLÜM 2 ATOMİK YAPI İÇERİK. Atom yapısı. Bağ tipleri. Chapter 2-1
BÖLÜM 2 ATOMİK YAPI İÇERİK Atom yapısı Bağ tipleri 1 Atomların Yapıları Atomlar başlıca üç temel atom altı parçacıktan oluşur; Protonlar (+ yüklü) Nötronlar (yüksüz) Elektronlar (-yüklü) Basit bir atom
DetaylıTOBB Ekonomi ve Teknoloji Üniversitesi. Genel Kimya 101. Yrd.Doç.Dr.Zeynep OBALI e-mail: zobali@etu.edu.tr Ofis: z-83/2
Genel Kimya 101 Yrd.Doç.Dr.Zeynep OBALI e-mail: zobali@etu.edu.tr Ofis: z-83/2 İyonik Bağ; İyonik bir bileşikteki pozitif ve negatif iyonlar arasındaki etkileşime iyonik bağ denir Na Na + + e - Cl + e
Detaylı5.111 Ders Özeti #12. Konular: I. Oktet kuralından sapmalar
5.111 Ders Özeti #12 Bugün için okuma: Bölüm 2.9 (3. Baskıda 2.10), Bölüm 2.10 (3. Baskıda 2.11), Bölüm 2.11 (3. Baskıda 2.12), Bölüm 2.3 (3. Baskıda 2.1), Bölüm 2.12 (3. Baskıda 2.13). Ders #13 için okuma:
DetaylıBölüm 10: Kimyasal Bağ (I)
Bölüm 10: Kimyasal Bağ (I) Bu bölümde kimyasal bağı gösteren en basit yöntem olan Lewis Yapıları incelenecektir. 1. Lewis Kuramı: a) Elektronlar, özellikle dış kabuk (değerlik) elektronları kimyasal bağlarda
DetaylıATOMİK YAPI. Elektron Yükü=-1,60x10-19 C Proton Yükü=+1,60x10-19 C Nötron Yükü=0
ATOMİK YAPI Atom, birkaç türü birleştiğinde çeşitli molekülleri, bir tek türü ise bir kimyasal öğeyi oluşturan parçacıktır. Atom, elementlerin özelliklerini taşıyan en küçük yapı birimi olup çekirdekteki
DetaylıPERİYODİK SİSTEM VE ELEKTRON DİZİLİMLERİ#6
PERİYODİK SİSTEM VE ELEKTRON DİZİLİMLERİ#6 Periyodik sistemde yatay sıralara Düşey sütunlara.. adı verilir. 1.periyotta element, 2 ve 3. periyotlarda..element, 4 ve 5.periyotlarda.element 6 ve 7. periyotlarda
DetaylıATOMİK YAPI. Elektron Yükü=-1,60x10-19 C Proton Yükü=+1,60x10-19 C Nötron Yükü=0
ATOMİK YAPI Elektron Yükü=-1,60x10-19 C Proton Yükü=+1,60x10-19 C Nötron Yükü=0 Elektron Kütlesi 9,11x10-31 kg Proton Kütlesi Nötron Kütlesi 1,67x10-27 kg Bir kimyasal elementin atom numarası (Z) çekirdeğindeki
DetaylıKİM-117 TEMEL KİMYA Prof. Dr. Zeliha HAYVALI Ankara Üniversitesi Kimya Bölümü
KİM-117 TEMEL KİMYA Prof. Dr. Zeliha AYVALI Ankara Üniversitesi Kimya Bölümü Bu slaytlarda anlatılanlar sadece özet olup ayrıntılı bilgiler ve örnek çözümleri derste verilecektir. BÖLÜM 6 KİMYASAL BAĞLAR
DetaylıChemistry, The Central Science, 10th edition Theodore L. Brown; H. Eugene LeMay, Jr.; and Bruce E. Bursten. Kimyasal Bağlar.
Chemistry, The Central Science, 10th edition Theodore L. Brown; H. Eugene LeMay, Jr.; and Bruce E. Bursten Kimyasal Bağlar Kimyasal Bağlar 3 temel tip bağ vardır: İyonik İyonlar arası elektrostatik etkileşim
DetaylıKİMYASAL BAĞLAR İYONİK BAĞ KOVALANT BAĞ POLAR KOVALENT BAĞ APOLAR KOVALENT BAĞ
KİMYASAL BAĞLAR İYONİK BAĞ KOVALANT BAĞ POLAR KOVALENT BAĞ APOLAR KOVALENT BAĞ Atomlar bağ yaparken, elektron dizilişlerini soy gazlara benzetmeye çalışırlar. Bir atomun yapabileceği bağ sayısı, sahip
DetaylıPERİYODİK CETVEL
BÖLÜM4 W Periyodik cetvel, elementlerin atom numaraları esas alınarak düzenlenmiştir. Bu düzenlemede, kimyasal özellikleri benzer olan (değerlik elektron sayıları aynı) elementler aynı düşey sütunda yer
DetaylıMADDENİN YAPISI VE ÖZELLİKLERİ ATOM
MADDENİN YAPISI VE ÖZELLİKLERİ ATOM ATOMUN YAPISI Elementlerin tüm özelliğini gösteren en küçük parçasına atom denir. Atomu oluşturan parçacıklar farklı yüklere sa-hiptir. Atomda bulunan yükler; negatif
DetaylıNötr (yüksüz) bir için, çekirdekte kaç proton varsa çekirdeğin etrafındaki yörüngelerde de o kadar elektron dolaşır.
ATOM ve YAPISI Elementin özelliğini taşıyan en küçük parçasına denir. Atom Numarası Bir elementin unda bulunan proton sayısıdır. Protonlar (+) yüklü olduklarından pozitif yük sayısı ya da çekirdek yükü
DetaylıAtomlar ve Moleküller
Atomlar ve Moleküller Madde, uzayda yer işgal eden ve kütlesi olan herşeydir. Element, kimyasal tepkimelerle başka bileşiklere parçalanamayan maddedir. -Doğada 92 tane element bulunmaktadır. Bileşik, belli
DetaylıPaylaşılan elektron ya da elektronlar, her iki çekirdek etrafında dolanacaklar, iki çekirdek arasındaki bölgede daha uzun süre bulundukları için bu
4.Kimyasal Bağlar Kimyasal Bağlar Aynı ya da farklı cins atomları bir arada tutan kuvvetlere kimyasal bağlar denir. Pek çok madde farklı element atomlarının birleşmesiyle meydana gelmiştir. İyonik bağ
DetaylıFZM 220. Malzeme Bilimine Giriş
FZM 220 Yapı Karakterizasyon Özellikler İşleme Performans Prof. Dr. İlker DİNÇER Fakültesi, Fizik Mühendisliği Bölümü 1 Atomsal Yapı ve Atomlararası Bağ1 Ders Hakkında FZM 220 Dersinin Amacı Bu dersin
DetaylıMOLEKÜLLERİN ŞEKİLLERİ
MOLEKÜLLERİN ŞEKİLLERİ Moleküllerin ve İyonların Lewis Yapısıyla Gösterimi 1- Oktet Kuralı Kullanılarak Lewis Yapılarının Yazımı: - Tek Bağlı Moleküller için Lewis Yapıları - Çok Katlı Bağ Moleküller için
DetaylıKĐMYASAL BAĞLAR. Molekül veya kimyasal bileşikler içerisinde atomların beraberce bulunmaları ancak kimyasal bağlar ile mümkün olmaktadır.
KĐMYASAL BAĞLAR Molekül veya kimyasal bileşikler içerisinde atomların beraberce bulunmaları ancak kimyasal bağlar ile mümkün olmaktadır. Đki atom veya atom grubu arasında bir molekül oluşturmak üzere etkileşme,
DetaylıBir atomdan diğer bir atoma elektron aktarılmasıyla
kimyasal bağlar Kimyasal bağ, moleküllerde atomları bir arada tutan kuvvettir. Atomlar daha düşük enerjili duruma erişmek için bir araya gelirler. Bir bağın oluşabilmesi için atomlar tek başına bulundukları
DetaylıKOVALENT BAĞLARDA POLARLIK. Bileşikler 5. Bölüm
KOVALENT BAĞLARDA POLARLIK Bileşikler 5. Bölüm Ametallerin Bağ Elektronlarına Sahip Çıkma Ġsteği Aynı periyottaki elementlerin soldan sağa: Çekirdek yükü artar Son katmandaki elektronların çekirdeğe uzaklığı
DetaylıELEKTRONLARIN DĠZĠLĠMĠ
ELEKTRONLARIN DĠZĠLĠMĠ Eğer bu üç elementin birer elektronu daha olsaydı, her birinde yeni bir katman oluşacaktı. Çünkü her üçünün de en dıştaki katmanları tamamen dolu durumdadır. 1.Katmanda en çok 2
Detaylı1. İskelet yapısını çiziniz. H ve F daima uç atomlardır. En düşük iyonlaşma enerjisine sahip element merkez atomudur (bazı istisnalar mevcuttur).
5.111 Ders Özeti #11 Bugün için okuma: Bölüm 2.7 (3. Baskıda 2.8) Rezonans ve Bölüm 2.8 (3. Baskıda 2.9) Formal Yük. Ders #12 için okuma: Bölüm 2.9 (3. Baskıda 2.10) Radikaller ve Biradikaller, Bölüm 2.10
DetaylıMOLEKÜL GEOMETRİSİ ve HİBRİTLEŞME. (Kimya Ders Notu)
MOLEKÜL GEOMETRİSİ ve HİBRİTLEŞME (Kimya Ders Notu) MOLEKÜL GEOMETRİSİ ve HİBRİTLEŞME Periyodik cetvelde A gruplarında bulunan elementler bileşik oluştururken kendilerine en yakın olan soygazın elektron
DetaylıKİMYASAL BAĞLAR İYONİK BAĞLAR KOVALENT BAĞLAR
KİMYASAL BAĞLAR Kimyasal bağ, moleküllerde atomları bir arada tutan kuvvettir. Atomlar daha düşük enerjili duruma erişmek için bir araya gelirler. Bir bağın oluşabilmesi için atomlar tek başına bulundukları
DetaylıBİLEŞİKLER VE FORMÜLLERİ
BİLEŞİKLER VE FORMÜLLERİ Bileşikler : Günümüzde bilinen 117 element olmasına rağmen (92 tanesi doğada bulunur). Bu elementler farklı sayıda ve şekilde birleşerek ve etkileşerek farklı kimyasal özelliklere
DetaylıYrd. Doç. Dr. H. Hasan YOLCU. hasanyolcu.wordpress.com
Yrd. Doç. Dr. H. Hasan YOLCU hasanyolcu.wordpress.com En az iki atomun belli bir düzenlemeyle kimyasal bağ oluşturmak suretiyle bir araya gelmesidir. Aynı atomda olabilir farklı atomlarda olabilir. H 2,
DetaylıAtomlar birleştiği zaman elektron dağılımındaki değişmelerin bir sonucu olarak kimyasal bağlar meydana gelir. Üç çeşit temel bağ vardır.
Atomlar birleştiği zaman elektron dağılımındaki değişmelerin bir sonucu olarak kimyasal bağlar meydana gelir. Üç çeşit temel bağ vardır. 1-İyonik bağlar, elektronlar bir atomdan diğerine aktarıldığı zaman
DetaylıGünümüzde bilinen 117 element olmasına rağmen (92 tanesi doğada bulunur) bu elementler farklı sayıda ve şekilde birleşerek ve etkileşerek farklı
Günümüzde bilinen 117 element olmasına rağmen (92 tanesi doğada bulunur) bu elementler farklı sayıda ve şekilde birleşerek ve etkileşerek farklı kimyasal özelliklere sahip milyonlarca yani madde yani bileşik
Detaylı1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ İyon Yükleri ve Yükseltgenme Basamakları
1. ÜNİTE: MODERN ATOM TEORİSİ 1.7. İyon Yükleri ve Yükseltgenme Basamakları Yüksüz bir atomun yapısındaki pozitif (+) yüklü protonlarla negatif () yüklü elektronların sayıları birbirine eşittir. Yüksüz
DetaylıANADOLU ÜNİVERSİTESİ ECZACILIK FAKÜLTESİ FARMASÖTİK KİMYA ANABİLİMDALI GENEL KİMYA II DERS NOTLARI (ORGANİK KİMYAYA GİRİŞ)
ANADOLU ÜNİVERSİTESİ ECZACILIK FAKÜLTESİ FARMASÖTİK KİMYA ANABİLİMDALI GENEL KİMYA II DERS NOTLARI (ORGANİK KİMYAYA GİRİŞ) Hazırlayan: Doç. Dr. Yusuf ÖZKAY 1. Organik bileşik kavramının tarihsel gelişimi
DetaylıBÖLÜM 2 ATOMİK YAPI İÇERİK. Atom yapısı. Bağ tipleri. Chapter 2-1
BÖLÜM 2 ATOMİK YAPI İÇERİK Atom yapısı Bağ tipleri 1 Atomların Yapıları Atomlar başlıca üç temel atom altı parçacıktan oluşur; Protonlar (+ yüklü) Nötronlar (yüksüz) Elektronlar (-yüklü) Basit bir atom
DetaylıÖrnek : 3- Bileşiklerin Özellikleri :
Bileşikler : Günümüzde bilinen 117 element olmasına rağmen (92 tanesi doğada bulunur) bu elementler farklı sayıda ve şekilde birleşerek ve etkileşerek farklı kimyasal özelliklere sahip milyonlarca yani
DetaylıATOMLAR ARASI BAĞLAR Doç. Dr. Ramazan YILMAZ
ATOMLAR ARASI BAĞLAR Doç. Dr. Ramazan YILMAZ Sakarya Üniversitesi, Teknoloji Fakültesi, Metalurji ve Malzeme Mühendisliği Bölümü Esentepe Kampüsü, 54187, SAKARYA Atomlar Arası Bağlar 1 İyonik Bağ 2 Kovalent
DetaylıKatılar. MÜHENDİSLİK KİMYASI DERS NOTLARI Yrd. Doç. Dr. Atilla EVCİN. Yrd. Doç. Dr. Atilla EVCİN Afyonkarahisar Kocatepe Üniversitesi 2006
Katılar Tüm maddeler, yeteri kadar soğutulduğunda katıları oluştururlar. MÜHENDİSLİK KİMYASI DERS NOTLARI Yrd. Doç. Dr. Atilla EVCİN Oluşan katıların doğası atom, iyon veya molekülleri birarada tutan kuvvetlere
DetaylıÖĞRENME ALANI : MADDE VE DEĞİŞİM ÜNİTE 4 : MADDENİN YAPISI VE ÖZELLİKLERİ
ÖĞRENME ALANI : MADDE VE DEĞİŞİM ÜNİTE 4 : MADDENİN YAPISI VE ÖZELLİKLERİ E BİLEŞİKLER VE FRMÜLLERİ (4 SAAT) 1 Bileşikler 2 Bileşiklerin luşması 3 Bileşiklerin Özellikleri 4 Bileşik Çeşitleri 5 Bileşik
DetaylıYrd.Doç.Dr. Emre YALAMAÇ. Yrd.Doç.Dr. Emre YALAMAÇ İÇERİK
İÇERİK Elementlere, Bileşiklere ve Karışımlara atomik boyutta bakış Dalton Atom Modeli Atom Fiziğinde Buluşlar - Elektronların Keşfi - Atom Çekirdeği Keşfi Günümüz Atom Modeli Kimyasal Elementler Periyodik
DetaylıI. POLAR KOVALENT BAĞLAR/POLAR MOLEKÜLLER
5.111 Ders Özeti #13 Bugün için okuma: Bölüm 3.1 (3. veya 4. Baskıda) Temel VSEPR Modeli, Bölüm 3.2 (3. ve 4. Baskıda) Merkez Atomu üzerinde Yalın Çiftli Moleküller. Ders #14 için okuma: Bölüm 3.8 (3.
DetaylıÖĞRENME ALANI : MADDE VE DEĞĐŞĐM ÜNĐTE 3 : MADDENĐN YAPISI VE ÖZELLĐKLERĐ
ÖĞRENME ALANI : MADDE VE DEĞĐŞĐM ÜNĐTE 3 : MADDENĐN YAPISI VE ÖZELLĐKLERĐ C- BĐLEŞĐKLER VE BĐLEŞĐK FORMÜLLERĐ (4 SAAT) 1- Bileşikler 2- Đyonik Yapılı Bileşik Formüllerinin Yazılması 3- Đyonlar ve Değerlikleri
DetaylıİÇERİK. Lewis Kuramı. Kovalent Bağlar. Polar Kovalent Bağlar. Lewis Yapılarının Yazımı. Oktet Kuralının Istisnaları.
İÇERİK Lewis Kuramı Kovalent Bağlar Polar Kovalent Bağlar Lewis Yapılarının Yazımı Oktet Kuralının Istisnaları Molekül Şekilleri Prentice-Hall 2002 LEWIS KURAMI Lewis Kuramı kimyasal bağı gösteren en basit
DetaylıKİMYASAL TÜRLER ARASI ETKİLEŞİMLER
KİMYASAL TÜRLER KİMYASAL TÜRLER ARASI ETKİLEŞİMLER Atom: Molekül: İyon: Bir elementin tüm kimyasal özelliklerini gösteren yapı taşıdır... : :.. He Ne H.... : Ar : N. Ȯ.. :.. Cl.. Kararlı atomlar (Soygazlar)
DetaylıMALZEME BİLGİSİ DERS 4 DR. FATİH AY.
MALZEME BİLGİSİ DERS 4 DR. FATİH AY www.fatihay.net fatihay@fatihay.net GEÇEN HAFTA TEMEL KAVRAMLAR ATOMLARDA ELEKTRONLAR PERİYODİK TABLO BÖLÜM II ATOM YAPISI VE ATOMLARARASı BAĞLAR BAĞ KUVVETLERİ VE ENERJİLERİ
DetaylıATOMİK YAPI VE ATOMLAR ARASI BAĞLAR. Aytekin Hitit
ATOMİK YAPI VE ATOMLAR ARASI BAĞLAR Aytekin Hitit Malzemeler neden farklı özellikler gösterirler? Özellikler Fiziksel Kimyasal Bahsi geçen yapısal etkenlerden elektron düzeni değiştirilemez. Ancak diğer
DetaylıKİMYASAL TÜRLER ARASI ETKİLEŞİMLER
KİMYASAL TÜRLER ARASI ETKİLEŞİMLER 1.Kimyasal Türler Atomlar, moleküller, iyonlar ve radikaller genel olarak kimyasal tür adıyla bilinir. ATOM: Bir elementin bütün özelliklerini taşıyan en küçük birimine
DetaylıATOM BİLGİSİ Atom Modelleri
1. Atom Modelleri BÖLÜM2 Maddenin atom adı verilen bir takım taneciklerden oluştuğu fikri çok eskiye dayanmaktadır. Ancak, bilimsel bir (deneye dayalı) atom modeli ilk defa Dalton tarafından ileri sürülmüştür.
Detaylıkitabı olarak önerilen, Erdik ve Sarıkaya nın
PERİYODİK CETVEL Aşağıda verilen özet bilginin ayrıntısını, ders kitabı olarak önerilen, Erdik ve Sarıkaya nın Temel Üniversitesi Kimyası" Kitabı ndan okuyunuz. Modern periyotlu dizge, elementleri artan
DetaylıPROBLEM 1.1 a ) Örnek Çözüm b ) 9 F; 1s 2 2s 2 2p 5 (Değerlik elektronları: 2s 2 2p 5 ) c ) 16 S; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 (Değerlik elektronları: 3s
PROBLEM 1.1 b ) 9 F; 1s 2 2s 2 2p 5 (Değerlik elektronları: 2s 2 2p 5 ) c ) 16 S; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 (Değerlik elektronları: 3s 2 3p 4 ) ç ) 14 Si; 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 2 (Değerlik elektronları:
DetaylıElement atomlarının atom ve kütle numaraları element sembolleri üzerinde gösterilebilir. Element atom numarası sembolün sol alt köşesine yazılır.
Atom üç temel tanecikten oluşur. Bunlar proton, nötron ve elektrondur. Proton atomun çekirdeğinde bulunan pozitif yüklü taneciktir. Nötron atomun çekirdeğin bulunan yüksüz taneciktir. ise çekirdek etrafında
DetaylıPERİYODİK CETVEL VE ÖZELLİKLERİ
PERİYODİK CETVEL VE ÖZELLİKLERİ 1 PERİYODİK CETVEL VE ÖZELLİKLERİ Günümüze kadar yapılan araştırmalar 112 elementin bulunduğunu ortaya çıkartmıştır. Bunların 90 tanesi doğada mevcut olup diğerleri yapay
DetaylıBöyle molekülün negatif ve pozitif uçlarının birbirinden ayrıldığı moleküllere polar moleküller denir.
Sayfa 1 / 6 01. Moleküllerin Polaritesi ve Dipol Moment 02. İyon-Dipol Etkileşimi 03. Dipol-Dipol Etkileşimi 04. İndüklenme ile Elektriklenme 04.01. İyon- İndüklenmiş Dipol (Apolar) Etkileşimi 04.02. Dipol-İndüklenmiş
DetaylıElementlerin büyük bir kısmı tabiatta saf hâlde bulunmaz. Çoğunlukla başka elementlerle bileşikler oluşturmuş şekilde bulunurlar.
Elementlerin büyük bir kısmı tabiatta saf hâlde bulunmaz. Çoğunlukla başka elementlerle bileşikler oluşturmuş şekilde bulunurlar. Elementlerin bileşik oluşturma istekleri onların kararlı yapıya ulaşma
DetaylıSerüveni PERİYODİK ÖZELLİKLER DEĞİŞİMİ
Serüveni PERİYODİK ÖZELLİKLER DEĞİŞİMİ PERİYODİK ÖZELLİKLERİN DEĞİŞİMİ ATOM YARIÇAPI Çekirdeğin merkezi ile en dış kabukta bulunan elektronlar arasındaki uzaklık olarak tanımlanır. Periyodik tabloda aynı
DetaylıELEKTRONLARIN DİZİLİMİ, KİMYASAL ÖZELLİKLERİ VE
ELEKTRONLARIN DİZİLİMİ, KİMYASAL ÖZELLİKLERİ VE ELEMENTLER ELEMENTLER METALLER AMETALLER SOYGAZLAR Hiçbir kimyasal ayırma yöntemi ile kendinden daha basit maddelere ayrıştırılamayan saf maddelere element
DetaylıATOMLAR ARASI BAĞLAR
MALZEME 2. HAFTA 1 ATOMSAL BAĞ ATOMLAR ARASI BAĞLAR Atomlar, atomlar arası bağ kuvvetleri ile bir araya gelirler. Malzemenin en küçük yapı taşı olan atomları bağ kuvvetleri bir arada tutar. Atomsal bağların
DetaylıElektronların Dağılımı ve Kimyasal Özellikleri
Elektronların Dağılımı ve Kimyasal Özellikleri Helyum (2), neon (10), argon (18)in elektron dağılımları incelendiğinde Eğer bu üç elementin birer elektronu daha olsaydı, her birinde yeni bir katman oluşacaktı.
Detaylı3. Merkez atomu orbitallerinin hibritleşmesi
3. Merkez atomu orbitallerinin hibritleşmesi Bir atomun yapa bileceği kovalent bağ sayısı taşıdığı ya da az bir enerjiyle taşıyabileceği (hibritleşme) yarı dolu orbital sayısına eşittir. Farklı enerji
DetaylıMADDENİN SINIFLANDIRILMASI
MADDENİN SINIFLANDIRILMASI MADDE Saf madde Karışımlar Element Bileşik Homojen Karışımlar Heterojen Karışımlar ELEMENT Tek cins atomlardan oluşmuş saf maddeye element denir. ELEMENTLERİN ÖZELLİKLERİ Elementler
Detaylı2. HAMLE web:
2. HAMLE Nötron sayısı İZOTOP ATOM 1-Proton sayıları... nötron ve kütle numaraları.. atomlardır. 2-İzotop atomların fiziksel özellikleri. 3-Nötr izotop atomlar kimyasal özellikleri. 4-İzotop atomlar aynı
DetaylıBİYOLOJİK MOLEKÜLLERDEKİ
BİYOLOJİK MOLEKÜLLERDEKİ KİMYASALBAĞLAR BAĞLAR KİMYASAL VE HÜCRESEL REAKSİYONLAR Yrd. Doç.Dr. Funda BULMUŞ Atomun Yapısı Maddenin en küçük yapı taşı olan atom elektron, proton ve nötrondan oluşmuştur.
DetaylıKĠMYASAL ÖZELLĠKLER VE KĠMYASAL BAĞ
Elektronların Dizilimi ve Kimyasal Özellikler Atomların katmanlarında belirli sayılarda elektron bulunmaktadır. Ancak bir atom, tek katmanlıysa ve bu katmanda iki elektronu varsa kararlıdır. Atomun iki
DetaylıPeriyodik Tablo(sistem)
Periyodik Tablo(sistem) Geçmişten Günümüze Periyodik Tablo Bilim adamları elementlerin sayısı arttıkça bunları benzer özelliklerine göre sıralamaya çalışmışlardır.(bunu süpermarketlerdeki ürünlerin dizilişlerine
DetaylıPERİYODİK CETVEL-ÖSS DE ÇIKMIŞ SORULAR
PERİODİK CETVEL-ÖSS DE ÇIKMIŞ SORULAR 1. Bir elementin periyodik cetveldeki yeri aşağıdakilerden hangisi ile belirlenir? A) Atom ağırlığı B) Değerliği C) Atom numarası D) Kimyasal özellikleri E) Fiziksel
DetaylıBMM 205 Malzeme Biliminin Temelleri
BMM 205 Malzeme Biliminin Temelleri Atom Yapısı ve Atomlar Arası Bağlar Dr. Ersin Emre Ören Biyomedikal Mühendisliği Bölümü Malzeme Bilimi ve Nanoteknoloji Mühendisliği Bölümü TOBB Ekonomi ve Teknoloji
DetaylıPERİYODİK CETVEL. Yanıt : D. www.kimyahocam.com. 3 Li : 1s2 2s 1 2. periyot 1A grubu. 16 S : 1s2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 4 3.
PERİODİK CETVEL Periyodik cetvel, elementlerin atom numaraları temel alınarak düzenlenmiş bir sistemdir. Periyodik cetvelde, nötr atomlarının elektron içeren temel enerji düzeyi sayısı aynı olan elementler
DetaylıBileĢiklerin formülleri atom sayıları oranını yansıtan en basit formüldür.
KATILAR KRĠSTAL KATI Sert SıkıĢtırılmayan Tanecikleri belirli geometrik Ģekle sahiptir. ĠYONĠK KRĠSTAL Anyon- katyonlar arasında elektrostatik çekim kuvveti sonucu oluģur (iyonik bağ içerir). Sert-sağlam-
Detaylıİnstagram:kimyaci_gln_hoca MODERN ATOM TEORİSİ-2.
MODERN ATOM TEORİSİ-2 ATOM YARIÇAPI PERİYODİK ÖZELLİK DEĞİŞİMİ Kovalent Yarıçap: Tek bir kovalent bağla bağlanmış eşdeğer iki atomun çekirdekleri arasındaki uzaklığın yarısına kovalent yarıçap denir.(şekil1)
DetaylıKİM-117 TEMEL KİMYA Prof. Dr. Zeliha HAYVALI Ankara Üniversitesi Kimya Bölümü
KİM-117 TEMEL KİMYA Prof. Dr. Zeliha HAYVALI Ankara Üniversitesi Kimya Bölümü Bu slaytlarda anlatılanlar sadece özet olup ayrıntılı bilgiler ve örnek çözümleri derste verilecektir. BÖLÜM 4 PERİYODİK SİSTEM
DetaylıI. FOTOELEKTRON SPEKTROSKOPĠSĠ (PES) PES orbital enerjilerini doğrudan tayin edebilir. (Fotoelektrik etkisine benzer!)
5.111 Ders Özeti #9 Bugün için okuma: Bölüm 1.14 (3.Baskıda, 1.13) Elektronik Yapı ve Periyodik Çizelge, Bölüm 1.15, 1.16, 1.17, 1.18, ve 1.20 (3.Baskıda, 1.14, 1.15, 1.16, 1.17, ve 1.19) Atom Özelliklerinde
DetaylıGENEL KİMYA. Yrd.Doç.Dr. Tuba YETİM
GENEL KİMYA MOLEKÜLLER ARASI KUVVETLER Moleküller Arası Kuvvetler Yüksek basınç ve düşük sıcaklıklarda moleküller arası kuvvetler gazları ideallikten saptırır. Moleküller arası kuvvetler molekülde kalıcı
DetaylıMADDE NEDİR? Çevremize baktığımızda gördüğümüz her şey örneğin, dağlar, denizler, ağaçlar, bitkiler, hayvanlar ve hava birer maddedir.
MADDE NEDİR? Çevremize baktığımızda gördüğümüz her şey örneğin, dağlar, denizler, ağaçlar, bitkiler, hayvanlar ve hava birer maddedir. Her maddenin bir kütlesi vardır ve bu tartılarak bulunur. Ayrıca her
DetaylıİKİ YADA DAHA FAZLA MADDENİN ÖZELLİKLERİNİ KAYBETMEDEN ÇEŞİTLİ ORANLARDA KARIŞMASI İLE OLUŞAN TOPLULUĞA KARIŞIM DENİR KARIŞIMLAR İKİ SINIFTA
İKİ YADA DAHA FAZLA MADDENİN ÖZELLİKLERİNİ KAYBETMEDEN ÇEŞİTLİ ORANLARDA KARIŞMASI İLE OLUŞAN TOPLULUĞA KARIŞIM DENİR KARIŞIMLAR İKİ SINIFTA İNCELENİR Her tarafında aynı özelliği gösteren, tek bir madde
DetaylıİKİ YADA DAHA FAZLA MADDENİN ÖZELLİKLERİNİ KAYBETMEDEN ÇEŞİTLİ ORANLARDA KARIŞMASI İLE OLUŞAN TOPLULUĞA KARIŞIM DENİR KARIŞIMLAR İKİ SINIFTA İNCELENİR
KARIŞIMLAR İKİ YADA DAHA FAZLA MADDENİN ÖZELLİKLERİNİ KAYBETMEDEN ÇEŞİTLİ ORANLARDA KARIŞMASI İLE OLUŞAN TOPLULUĞA KARIŞIM DENİR KARIŞIMLAR İKİ SINIFTA İNCELENİR Her tarafında aynı özelliği gösteren, tek
DetaylıMoleküllerarası Etkileşimler, Sıvılar ve Katılar - 11
Moleküllerarası Etkileşimler, Chemistry, The Central Science, 10th edition Theodore L. Brown; H. Eugene LeMay, Jr.; and Bruce E. Bursten Sıvılar ve Katılar - 11 Maddenin Halleri Maddenin halleri arasındaki
Detaylı.NO 2,.ClO 2,.NO gibi moleküller radikal
KİMYASAL TÜRLER Kimyasal türler maddelerin özelliklerini taşıyan en küçük yapı taşlarıdır. Bu türler atomlar, iyonlar, moleküller veya radikaller olabilir. Kimyasal türler Atom Molekül İyon Radikal ATOM
DetaylıElement ve Bileşikler
Element ve Bileşikler Aynı cins atomlardan oluşan, fiziksel ya da kimyasal yollarla kendinden daha basit ve farklı maddelere ayrılamayan saf maddelere element denir. Bir elementi oluşturan bütün atomların
DetaylıBİYOKİMYAYA GİRİŞ: ATOM, MOLEKÜL, ORGANİK BİLEŞİKLER
BİYOKİMYAYA GİRİŞ: ATOM, MOLEKÜL, ORGANİK BİLEŞİKLER Biyokimyanın tanımı yaşamın temel kimyası ile ilgilenen bilim dalı (Bios, Yunancada yaşam demektir.) canlı sistemin yapısını ve fonksiyonlarını kimyasal
DetaylıANORGANİK KİMYA TEMEL KAVRAMLAR
ANORGANİK KİMYA TEMEL KAVRAMLAR Prof. Dr. Halis ÖLMEZ Prof. Dr. Veysel T. YILMAZ Beşinci Baskı 2010 BEŞİNCİ BASKIYA ÖNSÖZ Z 1997 yılında birinci baskısı, 1998 yılında da ikinci, 2004 yılında üçüncü, 2008
Detaylı1H: 1s 1 1.periyot 1A grubu. 5B: 1s 2 2s 2 2p 1 2.periyot 3A grubu. 8O: 1s 2 2s 2 2p 4 2.periyot 6A grubu. 10Ne: 1s 2 2s 2 2p 6
PERİYODİK CETVEL Periyodik cetvel, benzer kimyasal özellik gösteren elementlerin alt alta gelecek şekilde artan atom numaralarına göre sıralandıkları çizelgelerdir. Periyodik cetveli oluşturan yatay satırlara
DetaylıBölüm 2: Atomik Yapı & Atomarası Bağlar
Bölüm 2: Atomik Yapı & Atomarası Bağlar Bağlanmayı ne sağlar? Ne tip bağlar vardır? Bağların sebep olduğu özellikler nelerdir? Chapter 2-1 Atomun yapısı (Birinci sınıf kimyası) atom electronlar 9.11 x
DetaylıATOM ve YAPISI Maddelerin gözle görülmeyen (bölünmeyen) en parçasına atom denir. Atom kendinden başka hiçbir fiziksel ya da kimyasal metotlarla
ATOM ve YAPISI Maddelerin gözle görülmeyen (bölünmeyen) en parçasına atom denir. Atom kendinden başka hiçbir fiziksel ya da kimyasal metotlarla kendinden farklı atomlara dönüşemezler. Atomda (+) yüklü
DetaylıPERİYODİK CETVEL Mendeleev Henry Moseley Glenn Seaborg
PERİYODİK CETVEL Periyodik cetvel elementleri sınıflandırmak için hazırlanmıştır. İlkperiyodik cetvel Mendeleev tarafından yapılmıştır. Mendeleev elementleri artan kütle numaralarına göre sıralamış ve
DetaylıKİMYASAL TÜRLER VE ETKİLEŞİMLER. Kimya Ders Notu
KİMYASAL TÜRLER VE ETKİLEŞİMLER Kimya Ders Notu KİMYASAL TÜRLER Atomlar, moleküller iyonlar ve radikaller genel olarak kimyasal tür adı ile bilinirler. Atom: Bir elementin bütün özelliğini taşıyan en küçük
DetaylıBiochemistry Chapter 4: Biomolecules. Hikmet Geçkil, Professor Department of Molecular Biology and Genetics Inonu University
Biochemistry Chapter 4: Biomolecules, Professor Department of Molecular Biology and Genetics Inonu University Biochemistry/Hikmet Geckil Chapter 4: Biomolecules 2 BİYOMOLEKÜLLER Bilim adamları hücreyi
DetaylıYrd. Doç. Dr. H. Hasan YOLCU. hasanyolcu.wordpress.com
Yrd. Doç. Dr. H. Hasan YOLCU hasanyolcu.wordpress.com En az iki atomun belli bir düzenlemeyle kimyasal bağ oluşturmak suretiyle bir araya gelmesidir. Aynı atomda olabilir farklı atomlarda olabilir. H 2,
DetaylıMOL KAVRAMI I. ÖRNEK 2
MOL KAVRAMI I Maddelerin taneciklerden oluştuğunu biliyoruz. Bu taneciklere atom, molekül ya da iyon denir. Atom : Kimyasal yöntemlerle daha basit taneciklere ayrılmayan ve elementlerin yapıtaşı olan taneciklere
DetaylıAtomların bir arada tutulmalarını sağlayan kuvvetlerdir Atomlar daha düşük enerjili duruma erişmek (daha kararlı olmak) için bir araya gelirler
Kimyasal Bağlar; Atomların bir arada tutulmalarını sağlayan kuvvetlerdir Atomlar daha düşük enerjili duruma erişmek (daha kararlı olmak) için bir araya gelirler İki ana gruba ayrılır Kuvvetli (birincil,
DetaylıASİTLER- BAZLAR. Suyun kendi kendine iyonlaşmasına Suyun Otonizasyonu - Otoprotoliz adı verilir. Suda oluşan H + sadece protondur.
ASİTLER- BAZLAR SUYUN OTONİZASYONU: Suyun kendi kendine iyonlaşmasına Suyun Otonizasyonu - Otoprotoliz adı verilir. Suda oluşan H + sadece protondur. H 2 O (S) H + (suda) + OH - (Suda) H 2 O (S) + H +
DetaylıMALZEMENİN İÇ YAPISI: Katılarda Atomsal Bağ
MALZEMENİN İÇ YAPISI: Katılarda Atomsal Bağ Bölüm İçeriği Bağ Enerjisi ve Kuvveti Atomlar arası mesafe, Kuvvet ve Enerji İlişkisi Atomlar arası Mesafeyi Etkileyen Faktörler. Sıcaklık, Iyonsallik derecesi,
DetaylıKİMYA-IV. Yrd. Doç. Dr. Yakup Güneş
KİMYA-IV Yrd. Doç. Dr. Yakup Güneş Organik Kimyaya Giriş Kimyasal bileşikler, eski zamanlarda, elde edildikleri kaynaklara bağlı olarak Anorganik ve Organik olmak üzere, iki sınıf altında toplanmışlardır.
Detaylımaddelere saf maddeler denir
Madde :Kütlesi olan her şeye madde denir. Saf madde: Aynı cins atom veya moleküllerden oluşan maddeye denir. Fiziksel yollarla kendisinden başka maddelere ayrışmayan maddelere saf maddeler denir Element:
Detaylıİyonlar. İyon? Pozitif veya negatif yükü olan bir atoma yada atomlar grubuna iyon denir.
İyonlar İyon? Pozitif veya negatif yükü olan bir atoma yada atomlar grubuna iyon denir. 1 Atomlardan İyon Oluşumu ve İyon Bir atomdan iyon denilen yüklü bir parçacık oluşturulabilir. Bunun için, nötral
Detaylı